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QUÍMICA GERAL Fundamentos Prof. Dr. Anselmo E. de Oliveira Instituto de Química, UFG anselmo.quimica.ufg.br [email protected] 22 de Março de 2018 Engenharia Ambiental e Sanitária QUÍMICA GERAL Fundamentos

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QUÍMICA GERALFundamentos

Prof. Dr. Anselmo E. de Oliveira

Instituto de Química, UFGanselmo.quimica.ufg.br

[email protected]

22 de Março de 2018

Engenharia Ambiental e Sanitária

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Elementos e Símbolos

1 Elementos e Símbolos

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Massa Atômica

2 A Massa Atômica do elemento químico é a massa relativado átomo comparada a um padrão

I 1961: massa atômica do isótopo 12C = 12I Massa atômica do oxigênio é 15,9994 (≈ 16)I Tabelas

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Massa Atômica

I Isótopos– Massa atômica do Cl é 35,45:

dois isótopos com 35 e 37– Cd possui oito isótopos com

massas atômicas entre 110 e 116– U , massa atômica 238, tem uma

meia-vida de 4, 5× 109 anos (lixoradioativo)

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Massa Atômica

I Massa Atômica em gramas representa aquantidade do elemento em gramascorrespondente à massa atômica

Exemplo55,847 é a massa atômica do Fe55,847 g ≡ 1 mol de átomos de Fe1 mol de átomos de Fe → 6, 022× 1023 átomos

Logo:

55, 8476, 022× 1023 = 9, 273× 10−26 kg/átomos

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Massa Molar

3 Massa Molar: em gramas; 1 mol4 Molaridade: número de mols de soluto em 1 litro de solução5 Molalidade: número de mols de soluto em 1 kg de solução6 Equivalente-grama: Para reagentes redox, um equivalente é

a quantidade de substância que pode doar ou receber elétrons

ExemploNa meia-reação MnO−

4 + 8H+ + 5e− Mn2+ + 4H2O existem5 equivalentes por mol de MnO−

4

I A massa de substância que contém um equivalente é chamadade equivalente-grama

ExemploQual o equivalente-grama do KMnO4 na reação acima?massa molar/equiv = 158,0339/5 = 31,6068 g/equiv

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Equivalente-grama

I Em relação aos ácidos e bases, o equivalente-grama de umreagente é a quantidade que pode ser doada ou recebida porum mol de H+

ExemploQual o equivalente-grama do íon cálcio na reação

CaCO3 + 2H+ Ca2+ + H2CO3 ?

40/2 = 20 g/equiv

ExemploE qual o equivalente-grama do carbonato de cálcio?(40 + 12 + 3× 16)/2 = 50 g/equiv

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Equivalente-grama

ExemploQual é a concentração de 40 mg/L de Ca2+ quando expressacomo CaCO3 (a dureza da água é normalmente expressadessa forma)?

Um equivalente de um íon ou molécula é “quimicamente”equivalente ao de outro íon ou molécula.

Ca2+ CaCO320 g/equiv 50 g/equiv40 mg/L x

x = 100 mg/L de CaCO3

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Número de Avogadro

7 Número de Avogadro (NA): 1 mol de qualquer substânciacontém o mesmo número de moléculas, qualquer que seja essasubstância

I 6, 022× 1023 mol−1

I H2O: 1 mol ≡ 18 g ≡ 6, 022× 1023 moléculas8 Número de Oxidação (Nox)

I A oxidação corresponde ao aumento do número de oxidaçãoI A redução corresponde à diminuição do número de oxidação

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Ligação Química

9 Ligação Química: a junção entre dois átomosI Iônica: adequada para descrição de compostos binários

formados por um elemento metálico (ex: metal do bloco s) eum elemento não metálico

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Ligação Química

– Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions que semantém juntos em um arranjo regular

Figura: Esse pequeno fragmento de cloreto de sódio é um exemplo de sólido iônico.

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Ligação Química

– Um cristal de cloreto de sódio (composto iônico) tem energiamenor do que os átomos de sódio e cloro muito separadosa) os átomos de sódio liberam elétronsb) esses elétron se ligam aos átomos de cloroc) os íons resultantes agrupam-se com um cristal

Na(g)→ Na+(g) + e−(g) ∆E = 494 kJ/mol

Figura: Primeiras energias de ionização dos elementos do grupo principal, em kJ/mol.

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Ligação Química

Cl(g) + e−(g)→ Cl−(g)∆E = −349 kJ/mol

Figura: Variação das afinidades eletrônicas dos elementos do grupo principal, em kJ/mol.

Balanço energético:494− 349 = +145 kJ/mol (aumento de energia)Ou seja, um gás de íons Na+ e Cl− muito separados tem energiamais alta do que um gás de átomos de Na e Cl neutros

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Ligação Química

E se os íons Na+ e Cl− do gás se juntam paraformar um sólido cristalino?

Na+(g) + Cl−(g)→ NaCl(s) ∆E = −787 kJ/mol

A mudança líquida na energia do processo global

Na(g) + Cl(g)→ NaCl(s)

é 145− 787 = −642 kJ/mol (decréscimo de energia)

ConclusãoUm sólido composto de íons Na+ e Cl− tem energiamais baixa do que uma coleção de átomos de Na e Clmuito separados.

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Ligação Química

I Covalente: ligação entre não metais e consiste em um par deelétrons compartilhado por dois átomos

I Apolar: entre átomos idênticosI Polar: moléculas heteronucleares

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Nomenclatura

10 Nomenclaturaa) Cátions

I O nome de um cátion monoatômico é o nome do elementoquímico que o formou, precedido pela palavra íon: “ion sódio”para Na+

I Quando o elemento pode formar mais de um tipo de cátionusa-se o número de oxidação: Cu+ é o “íon cobre(I)” e Cu2+ éo “íon cobre(II)”

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Nomenclatura

I Sistemas antigos– Sufixos oso e ico para os íons com cargas maiores e menores,

respectivamente: Fe2+, íons de ferro(II), íons ferrosos; Fe3+,íons de ferro(III), íons férricos

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Nomenclatura

b) ÂnionsI O nome dos ânions monoatômicos, como o íon Cl− é formado

pela adição do sufixo eto ao nome do elemento precedido pelapalavra íon: Cl− é o “íon cloreto”

I Oxoânions: adição do sufixo ato: CO2−3 é “íon carbonato”

– Para números diferentes de átomos de oxigênio usam-se ossufixos ito (menor número) e ato (maior número): NO−2 é“nitrito” e NO−3 é “nitrato”; NH4NO3 é “nitrato de amônio”

– Halogênios, em particular, formam mais de duas espécies deoxoânions

◦ Menor número de átomos de oxigênio: prefixo hipo e sufixo ito: ClO− é “hipoclorito”

◦ Maior número de átomos de oxigênio: prefixo per e sufixo ato: ClO−4 é “perclorato”

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Nomenclatura

Tabela: Ânions comuns e seus ácidos.

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Nomenclatura

I Hidrogênio presente em íons: prefixo hidrogeno– HS− é “íon hidrogenossulfeto”; HCO−

3 é “íonhidrogenocarbonato”

– Sistema antigo◦ Ânion que contém hidrogênio nomeado com prefixo bi : HCO−3

é “íon bicarbonato”◦ Dois átomos de hidrogênio usa-se o prefixo di-hidrogeno:

H2PO−4 “íon di-hidrogenofosfato”

c) Compostos IônicosI Nome do ânion + de + nome do cátion: KCl “cloreto de

potássio”, NH4NO3 “nitrato de amônio”

– Se mais de uma carga é possível, adiciona-se o número deoxidação: CoCl2, com Co2+ é “cloreto de cobalto(II)” e CoCl3,com Co3+ é “cloreto de cobalto(III)”

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Nomenclatura

I Hidratos– nome do composto + prefixo grego do úmero de moléculas de

água de cada fórmula unitária + hidratado– CuSO4 · 5H2O

◦ O ponto “·” indica a água de hidratação◦ O número “5” indica o número de moléculas de água de cada

fórmula unitária◦ “sulfato de cobre(II) pentahidratado”◦ Quando perdeu a água de hidratação: “sulfato de cobre(II)

anidro”

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Nomenclatura

Figura: CuSO4 · 5H2O (azul escuro) e anidro (azul claro).

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Equações Químicas

11 Equações QuímicasI Representação: Reagentes → ProdutosI Equação simplificada: Na + H2O → NaOH + H2

Figura: Quando uma quantidade pequena de sódio é colocada em água, ocorre uma reação vigorosa,formando gás hidrogênio e hidróxido de sódio (VÍDEO).

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Equações Químicas

I Lei da conservação das massas: a massa total é constantedurante uma reação química

I Equação química balanceada2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

– coeficientes estequiométricos: 2, 2, 2, 1 (número relativo demols de cada substância que reage ou é produzida)

I símbolo de estado: s, l, g e aq

2Na(s) + 2H2O(l)→ 2NaOH(aq) + H2(g)I Aquecimento

CaCO3(s) ∆−→ CaO(s) + CO2(g)I Catalisador

2SO2(g) + O2V2O5−−−→ 2SO3(g)

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Equações Químicas

I Estequiometria: quantitativoN2(g) + 3H2(g)→ 2NH3(g)

“Quando 1 mol de N2 reage, 3 mols de H2 são consumidos e2 mols de NH3 são produzidos”

1 mol de N2 ⇐⇒ 3 mols de H21 mol de N2 ⇐⇒ 2 mols de NH3

28 g de N2 ⇐⇒ 6 g de H228 g de N2 ⇐⇒ 34 g de NH3

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Oxidação e Redução

12 Oxidação e ReduçãoI Reação de Oxidação

– Significado original: reação com oxigênio– Reação entre magnésio e oxigênio: VÍDEO

2Mg(s) + O2(g)→ 2MgO(s)2Mg(s) + O2(g)→ 2Mg2+(s) + 2O2−(s)

– Reação entre magnésio e cloro: VÍDEO2Mg(s) + Cl2(g)→ 2MgCl2(s)2Mg(s) + Cl2(g)→ 2Mg2+(s) + 2Cl−(s)

– Nos dois casos há perda de elétrons do magnésio etransferência para o outro reagente

– Oxidação é a perda de elétrons (aumento da carga)– Também acontece com ânions:

2KBr(aq) + Cl2(g)→ 2KCl(aq) + Br2(aq) (VÍDEO)Br−1 + e− → Br0

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Oxidação e ReduçãoI Reação de Redução

– Significado original: extração de um metal do seu óxido,comumente pela reação com hidrogênio, carbono ou monóxidode carbono

– Produção de aço

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Oxidação e Redução

I Redução do óxido de ferro(III) pelo monóxido de carbonoFe2O3(s) + 3CO(g)→ 2Fe(l) + 3CO2(g)Fe+3 + 3e− → Fe0

(VÍDEO)I Redução é o ganho de elétrons (diminuição da carga)I Reação Redox: sempre que, em uma reação, uma espécie se

oxida, a outra tem de se reduzir

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Oxidação e Redução

I Como atribuir o Nox

a) Para um elemento não combinado com outro elemento: zerob) A soma dos Nox de todos os átomos em uma espécie é igual a

sua carga totalI Nox específicos

a) Hidrogênio: +1 quando combinado com não metal (HCl)−1 quando combinado com metal (NaH)

b) Elementos dos Grupos 1 e 2: número do GrupoNa+, Mg2+

c) Halogênios: −1 (HCl, NaF)exceto quando combinado com oxigênio (Cl2O, cada Cl é +1)ou outro halogênio mais alto do grupo (BrCl3, Br +3, Cl −1)Flúor é sempre −1

d) Oxigênio: −2 (geralmente)Exceções: compostos com flúor; em peróxidos (O2−

2 ),superóxidos (O−

2 ) e ozonídeos (O−3 )

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Oxidação e Redução

I Oxidantes e Redutoresa) agente oxidante ou oxidante é a espécie que provoca a

oxidação e, consequentemente, é reduzida no processo2Mg(s) + O2(g)→ 2MgO(s)

oxigênio remove elétrons do magnésioseu Nox diminui de 0 para −2oxigênio é o agente oxidante da reação

b) agente redutor ou redutor é a espécie que provoca a reduçãoe, consequentemente, é oxidada no processomagnésio fornece elétrons ao oxigênioseu Nox aumenta de 0 para +2magnésio é o agente redutor da reação

Logo, para identificar o redutor e o oxidante em uma reação redoxé necessário comparar os números de oxidação dos elementes antese depois da reação.

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Oxidação e Redução

I Balanceamento de Equações Redox: balancear as cargas e osátomosa) Meias-reações

– O segredo para escrever e balancear as equações de reaçõesredox é considerar os processos de redução e oxidaçãoseparadamente: meia-reação

– Reação entre zinco e prata em uma pilha voltaica

Zn(s) + 2Ag+(aq)→ Zn2+(aq) + Ag(s)

◦ oxidação: Zn(s)→ Zn2+(s) + 2e−

◦ redução: Ag+(aq) + e− → +Ag(s)– As espécies reduzida e oxidada, juntas, formam um par redox

Zn2+/Zn e Ag+/Ag

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Oxidação e Redução

Tabela: Potenciais padrão em 25 ◦C

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Oxidação e Redução

b) Reações SimplesCu(s) + Ag+(aq)→ Cu2+(aq) + Ag(s)

– Mesmo número de átomos dos dois lados da equação– Carga total dos produtos é diferente da dos reagentes– Cada Cu perdeu 2e−

– Cada Ag ganhou 1e−

– Pra balancear os elétrons:

Cu(s) + 2Ag+(aq)→ Cu2+(aq) + 2Ag(s)

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c) Reações ComplexasÍon permanganato reage com ácido oxálico em solução ácida,em água, para produzir íon manganês(II) e dióxido de carbono

MnO−4 (aq) + H2C2O4(aq)→Mn2+(aq) + CO2(g)

I Meia-reação de redução1 Identifique as espécies que sofrem redução

Nox do Mn diminui de +7 para +22 Escreva a equação simplificada da redução

MnO−4 → Mn2+

3 Balanceie todos os elementos, exceto H e OMnO−4 → Mn2+

4 Balanceie os átomos de O adicionando H2OMnO−4 → Mn2+ + 4 H2O

5 Balanceie os átomos de H adicionando H+

MnO−4 + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O6 Balanceie as cargas adicionando e−

MnO−4 + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O

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Oxidação e Redução

MnO−4 (aq) + H2C2O4(aq)→Mn2+(aq) + CO2(g)

I Meia-reação de oxidação1 Identifique as espécies que sofrem oxidação

Nox do C aumenta de +3 para +42 Escreva a equação simplificada da oxidação

H2C2O4 → CO23 Balanceie todos os elementos, exceto H e O

H2C2O4 → 2 CO24 Balanceie os átomos de O adicionando H2O (não precisa)

H2C2O4 → 2 CO25 Balanceie os átomos de H adicionando H+

H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+

6 Balanceie as cargas adicionando e−

H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+ + 2 e−

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Oxidação e Redução

I Equação total1 Junte as duas equações

MnO−4 + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O

H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+ + 2 e−

2 Balancei os elétronsMnO−

4 + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O ×2H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+ + 2 e− ×5

2 MnO−4 + 16 H+ + 10 e− → 2 Mn2+ + 8 H2O

5 H2C2O4 → 10 CO2 + 10 H+ + 10 e−

3 Adicione as duas equações e cancele os elétrons2 MnO−

4 + 16 H+ + 5 H2C2O4 → 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2 + 10 H+

4 Cancele 10 íons H+ à esquerda e à direita e adicione osestados físicos2 MnO−

4 (aq) + 6 H+(aq) + 5 H2C2O4(aq)→ 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l) + 10 CO2(g)

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